Atomi, numero atomico e massa atomica Gli elementi o sostanze elementari, inscindibili mediante processi chimici in sostanze più semplici, sono rappresentati mediante simboli, tipicamente di una o due lettere, e sono costituiti da particelle dette atomi. Gli atomi sono i costituenti base della materia.

Queste particelle possiedono una struttura discreta e i costituenti, aventi rilevanza dal punto di vista chimico, sono i protoni e i neutroni, presenti nel nucleo, parte centrale dell’atomo, e gli elettroni che orbitano intorno al nucleo:

Protone carica elettrica +1 (+1,6022∙10-19 C) massa 1,67262∙ 10-24 g

Neutrone carica elettrica 0, massa 1,67493∙ 10-24 g

Elettrone carica elettrica -1 (-1,6022∙10-19 C) massa 9,10938∙ 10-28 g

Ogni atomo è identificato dal numero di protoni e neutroni che contiene.

Il numero di protoni contenuti nel nucleo di un atomo viene definito come numero atomico (Z) e in un atomo neutro è uguale al numero di elettroni. Il numero atomico Z definisce l’identità chimica dell’atomo.

La somma del numero di protoni e di neutroni contenuti nel nucleo di un atomo viene definito come numero di massa atomica (A)

XA

Z

Numero

atomico

Numero di

massa atomica

Isotopi

I nuclei degli atomi possono contenere neutroni in numero differente.

Atomi con uguale numero atomico Z ma differente numero di massa atomica A sono definiti isotopi.

I singoli isotopi di un elemento si rappresentano mediante il simbolo dell’elemento con l’aggiunta, in alto a sinistra, del numero di massa.

Un esempio è dato dall’atomo di idrogeno che esiste in tre diversi isotopi.

H1

1 H2

1 H3

1

idrogeno deuterio tritio

Scala dei pesi atomici Ricordando la massa di protoni, elettroni e neutroni

Massa elettrone: 9,10938 x 10-28 g

Massa protone: 1,67262 x 10-24 g

Massa neutrone: 1,67493 x 10-24 g

Si può evincere che la massa di un singolo nuclide ha un ordine di grandezza compreso tra 10-22 e 10-24 g. Per evitare questi numeri così piccoli si preferisce esprimere la massa atomica relativamente a quella del nuclide 12C cui è stata attribuita una massa convenzionale pari a 12 (numero esatto, vale a dire con un numero infinite di cifre significative). Dire che il nuclide 16O ha massa relativa uguale a 15,9994 significa che la sua massa è pari a 15,9994 volte quella di 1/12 del nuclide 12C. Se si definisce una nuova unità di misura, l’unità di massa atomica, come:

1 uma= 1/12 della massa del nuclide 12C= 1,67423∙10-24g

La massa di un nuclide può essere espressa in maniera assoluta:

m (16O)= 15,9949 uma* *detta anche Dalton, D

Massa atomica e relazione con l’abbondanza relativa degli isotopi

La massa atomica di un elemento riportata nella tavola periodica è una massa media che tiene conto dell’abbondanza relativa degli isotopi dell’elemento.

Esempio

Il cloro esiste in 2 differenti isotopi:

La massa atomica del cloro si ottiene moltiplicando ogni massa isotopica per la sua abbondanza relativa e moltiplicando i valori ottenuti.

Massa atomica del cloro= 0,75771∙34,96885+0,24229∙36,96590=35,453

massa atomica (uma) Abbondanza relativa

34,96885 0,75771

36,96590 0,24229

Cl35

Cl37

Esercizi

a) Il ferro è costituito da quattro isotopi:

• 54Fe (53,9396 uma, 5,82%)

• 56Fe (55,9349 uma, 91,66%)

• 57Fe (56,9354 uma, 2,19 %)

• 58Fe (57,9333 uma, 0,33 %)

Qual è la sua massa atomica media?

b) La massa atomica del rame, Cu, è 63,54 uma. Quali sono le abbondanze percentuali dei suoi due isotopi 63Cu e 65Cu aventi masse atomiche di, rispettivamente, 62,9296 e 64,9278 uma?

Sostanze pure

Le sostanze pure che esistono in natura o che possono essere preparate artificialmente

derivano dalla combinazione in diversi rapporti o, se i rapporti sono uguali, dalla diversa

disposizione nello spazio di uno o più degli elementi chimici della tavola periodica

Sostanze elementari

Sono costituite da atomi della stessa specie.

Possono essere formate da:

• Atomi isolati, come ad esempio i gas nobili

• Molecole discrete, dove per molecola si intende un gruppo definito di atomi chimicamente legati (es.: N2, O2,P4)

• Insieme continuo di atomi legati covalentemente tra loro (es.: il carbonio nel diamante o nella grafite)

• Insieme continuo di atomi legati tra loro attraverso un legame di tipo metallico (es.: Cu, Zn, etc.)

Composti

Derivano dalla combinazione in determinati rapporti di almeno due elementi differenti. Possono essere costituiti da: • Molecole discrete (es.: CO2, H2O, CH4) • Concatenazione di atomi (es.: SiO2) • Composti ionici, dove per ioni si intendono atomi

o gruppi di atomi che hanno perduto uno o più elettroni (detti cationi) o li hanno acquistati (anioni) e che sono tenuti insieme da forze di natura elettrostatica (es.: NaCl, CaCl2, Na2SO4, etc.)

Notazione simbolica delle sostanze elementari e dei composti: formule chimiche

Formula minima

Indica quali sono gli elementi che costituiscono la sostanza e in che rapporto gli atomi di questi elementi vi si trovano. In altre parole, specifica una prima fondamentale proprietà di una sostanza, la composizione chimica. È detta anche formula empirica.

Esempi: NaCl, SiO2, HO, P2O5 etc.

Per i composti ionici o quelli costituiti da concatenamenti continui di atomi (metalli o solidi covalenti) la formula minima corrisponde al massimo dell’informazione che si può dare sul composto con una formulazione semplice

Notazione simbolica delle sostanze elementari e dei composti: formule chimiche

Formula molecolare: Nel caso in cui la sostanza elementare o il composto sia costituita da molecole discrete, è possibile definire la formula molecolare come quella che indica il numero esatto degli atomi di ciascun elemento nella molecola. La formula molecolare può coincidere o meno con la formula minima. Esempi: CO2, formula molecolare e minima coincidono H2O2, la formula molecolare è differente da quella minima che sarebbe HO.

Peso molecolare e peso formula

• La massa molecolare di un composto molecolare è data dalla somma dei pesi atomici di tutti gli atomi presenti in una molecola della sostanza

• Qualora nel composto non sia possibile individuare una molecola discreta, gli si assegna una massa formula pari alla somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che compaiono nella formula chimica della sostanza

Peso molecolare e peso formula Il peso molecolare di una sostanza di questo è dato dalla somma dei pesi atomici degli elementi contenuti in una molecola della sostanza

Esempi:

Peso molecolare CO2=12,0112 uma+2∙15,9994 uma=44,0100 uma

Peso molecolare NH3= 14,0067 uma+3·1,0079 uma=17,0304 uma

Quando un composto non è formato da molecole discrete si può definire il peso formula della sostanza come la somma dei pesi atomici degli elementi che compaiono nella formula della sostanza

Esempi

Peso molecolare NaCl=22,9898 uma+35,453 uma=58,443 uma

Peso formula SiO2=28,09 uma+2·15,9994 uma=60,09 uma

Concetto di mole Una mole è definita come la quantità di una determinata sostanza che contiene un numero di atomi, molecole o unità formula della sostanza in questione, pari al numero di atomi contenuti in 12 g di 12C.

Questo numero è detto numero di Avogadro, NA, ed è pari a 6,0221367 x 1023 secondo le più recenti misurazioni.

Il termine mole si riferisce quindi a un ben definito numero di cose: così come se parliamo di una dozzina di uova capiamo che stiamo parlando di dodici uova, se ci riferiamo a una mole di etanolo bisogna intendere che ci riferiamo a 6,022 x 1023 molecole di etanolo.

I chimici hanno adottato il concetto di mole per trattare in maniera più conveniente l’enorme numero di molecole o atomi contenuti nei campioni con cui hanno a che fare. Si pensi solo che 10 g di etanolo contengono circa 1,3 x 1023 molecole!

Il concetto di mole

Relazione tra mole e peso molecolare

La convenienza nel definire la mole come il numero di atomi contenuti in 12 g di 12C risiede nel fatto che da questo consegue che il peso di una mole di una qualsiasi sostanza, espresso in grammi, è numericamente uguale al peso molecolare (o peso formula) della sostanza in esame. la mole offre un metodo pratico per determinare il numero di atomi e molecole in un campione misurandone la massa, consente cioè di collegare il mondo macroscopico con quello delle particelle

)/(

)()(

molgM

gmmolN

Dove N è il numero di moli, m è la massa

in grammi e M è la massa molare

dell’elemento o composto considerato

Utilità del concetto di mole

Si consideri la reazione

C + O2 CO2

A livello microscopico la reazione esprime il concetto che un atomo di

carbonio reagisce con una molecola di ossigeno per dare una

molecola di anidride carbonica.

È altresì vero che una mole di atomi di carbonio reagisce con una mole di

molecole di ossigeno per dare una mole di anidride carbonica.

Diventa quindi estremamente semplice passare dal microscopico al

macroscopico, vale a dire dal numero di atomi alla massa in grammi delle

sostanze in questione:

1 mol di C= 12,01 g 1 mol di O2= 32,00 g 1 mol di CO2= 44,01 g

Quindi 12,01 g di C reagiscono con 32,00 g di ossigeno molecolare per

dare 44,01 g di anidride carbonica

Dal punto di vista molecolare a quello molare

Visione

molecolare

CO2

Visione molare

1 molecola (44,01 uma) contiene:

1 atomo di C (12,01 uma)

2 atomi di O (2 x 16,00 uma= 32,00 uma)

1 mol di CO2 (44,01 g) contiene:

1 mol di C (12,01 g)

2 mol di O (2 x 16,00 g= 32,00 g)

Esercizi

•È dato un campione di 28,56 g di metanolo, CH3OH.

Calcolare il numero di moli ed il numero di molecole di

metanolo presenti.

•Calcolare il numero di grammi di NH3 contenuto in 2,845

moli di NH3

•Quante moli di N2 e quante moli di atomi di azoto sono

contenute in un campione di 12,9 g di azoto?

Composizione percentuale in peso degli elementi in un composto

Se A è un elemento appartenente a un determinato composto, la sua percentuale in peso nel composto è dato dalla massa di A in una data massa di composto, diviso la massa del composto, moltiplicato per 100

% A= (massa di A/massa totale) x 100

Applicando il concetto di mole si può determinare facilmente la composizione percentuale in peso degli elementi in un composto conoscendone la formula chimica

Calcolo composizione percentuale dalla formula

Si calcoli la composizione percentuale dei vari elementi nella formaldeide, la cui formula molecolare è CH2O.

Prima strategia: si consideri una mole di composto

Il peso di una mole di CH2O è 30.0 g.

30.0 g di CH2O contengono: 1 mol di C pari a 12,0 g %C= (12,0 g/30,0 g) x 100 =40,0 %

2 mol di H pari a 2x1,01 g=2,02 g %H=(2,02 g/30,0 g)x100=6,7 %

1 mol di O pari a 16,0 g %O= (16,0 g/30,0 g) x 100= 53,3 %

Calcolo composizione percentuale dalla formula

Si calcoli la composizione percentuale dei vari elementi nella formaldeide, la cui formula molecolare è CH2O.

Seconda strategia: si considerino 100 g di composto

Il peso molecolare di CH2O è 30,0 g/mol

In 100 g 3,33 mol di CH2O quindi:

3,33 mol di atomi di C= 3,33 x 12,01 g= 40,0 g e % C= 40,0 %

6,66 mol di H= 6,66 x 1,01 g= 6,67 g % H 6,67

3,33 mol di O= 3,33 x 16,00 g= 53,28 g %O= 53,28

Calcolo della formula minima dalla composizione percentuale

In generale, quando si scopre un nuovo composto chimico, il primo passo nella determinazione della formula chimica del composto è determinare la composizione percentuale degli elementi che lo costituiscono. La composizione percentuale viene determinata attraverso un procedimento in cui il composto viene bruciato in atmosfera di ossigeno in modo che tutti gli elementi costituenti vengano trasformati negli ossidi derivati; tali ossidi attraverso una serie di procedure, possono essere raccolti separatamente e pesati in modo da determinate il peso degli elementi da cui derivano.

Strumento per analisi elementari

Supponendo che il composto sia costituito esclusivamente da carbonio idrogeno e ossigeno è possibile calcolare la formula minima del composto misurando le quantità raccolte nel primo tubo ad u (che raccoglie acqua e da cui possiamo determinare la quantità di idrogeno) e nel secondo (che raccoglie CO2 e da cui possiamo determinare la quantità di carbonio. Ricaviamo il peso dell’O infine per differenza.

Calcolo della formula minima dalla composizione percentuale

Un composto organico A’, contenente soltanto C, H e O ha dato all’analisi i seguenti risultati: C, 55,81 %, H 7,02 %; O, 37,17%. Determinare la formula minima del composto.

Soluzione

Si considerino 100 g di composto:

55,81 g di C moli di C 55,81g/12,011 g/mol=4,646 mol

7,02 g di H moli di H 7,02g/1,008 g/mol=6,96 mol

37,17 g di O moli di O 37,17g/16,00 g/mol=2,323 mol

continua

Tenuto conto che nell’espressione della formula minima il coefficiente relativo a ogni atomo deve essere intero e il più piccolo possibile, dividiamo le moli ottenute per il numero di moli minore (le moli di O in questo caso, pari a 2,323)

Si ottiene:

4,646/2,323= 2,000 C

6,96/2,323=3,00 H

2,323/2,323=1,000 O

La formula minima è C2H3O

da slide precedente